În reacțiile chimice, există schimbări calitative în sistem - unele substanțe dispar și se formează altele. Aceasta schimbă energia internă a sistemului, care se poate manifesta ca căldură sau sub formă de muncă. Expansiunea de lucru cea mai mare parte mici pentru procese chimice, căldura poate fi semnificativă, de exemplu, cu ajutorul gazului de ardere sau cărbune, cu SO4 H2 concentrat, dizolvat în apă, în timp ce soluția ajunge rapid la punctul de fierbere, etc.
Aproape fiecare proces chimic este însoțit de eliberarea sau absorbția căldurii.
Studiul încălzirii reacțiilor chimice se ocupă de o anumită secțiune de chimie - termochimie.
Prima lege a termodinamicii face posibilă calcularea efectului termic al unei reacții chimice în diferite condiții ale comportamentului său.
Ecuațiile chimice, în care, împreună cu formulele chimice ale substanțelor, efectele termice ale reacțiilor sunt indicate, se numesc termochimice. De obicei, ecuațiile termochimice, dacă nu sunt specificate în mod specific, conțin efectele termice ale reacțiilor la presiune constantă ΔH. și deoarece valoarea valorilor bH depinde de starea de agregare, în care reactivii sunt luate în ecuațiile de stat termochimice indică literele lor (k) - sau cristalin (solid) - solid, (g) - lichid, (d) - gazos. În plus, indicați o modificare a substanței, de exemplu C (grafit), S (monocol) și altele asemenea. Aceste simboluri sunt omise dacă starea agregată a substanței este evidentă.
De exemplu, reacția termochimică a oxidării hidrogenului în termodinamica chimică este scrisă sub formă
Efectul termic este atribuit numărului de moli de substanțe care participă la reacție, în conformitate cu coeficienții lor stoichiometrici.
Pentru această reacție, efectul termic ΔH (kJ) este calculat pentru 1 mol (2 g) de hidrogen, 1/2 mol (16 g) de oxigen sau 1 mol (18 g) de apă.
Dacă substanțele implicate în reacție sunt numai în stare condensată (solidă sau lichidă), p V este mic și ΔH ΔU.
Dacă în reacție participă substanțe gazoase și schimbarea numărului de moli ai acestor substanțe în timpul procesului este Δn. apoi, înlocuind V cu ΔnRT. avem
unde Δn este schimbarea numărului de moli de substanțe gazoase.
Dacă substanțele gazoase participă la reacție, dar numărul de molii lor în proces nu se schimbă (Δn = 0), atunci ΔH = ΔU.
Entalpia standard de formare a substanței - este entalpia reacției de formare a 1 mol de compus de substanțe simple, luate în modificarea cea mai stabilă la 298 K și P = 10 5 Pa (sau 1 atm.).
Așa cum sa indicat, entalpiile formării substanțelor simple în formele alotropice cele mai stabile sunt considerate a fi zero.
Să considerăm entalpiile următoarelor reacții:
Prima ecuație descrie formarea a 1 mol HI (g) (ΔH 0 298 obHHI), deoarece aici hidrogenul și iodul sunt luați în cele mai stabile stări agregate.
În cel de-al doilea caz, se formează două moli de HI, deci entalpia acestei reacții corespunde cu 2 (ΔH 298 bpHI).
Luați în considerare următoarele procese:
Prima ecuație descrie formarea de 1 mol de CaCO3 (k) (298 ° AH arr CaCO3) ca calciu și oxigenul este luat în starea cea mai stabilă de agregare în condiții standard și sunt substanțe simple.
Entalpia celei de-a doua reacții nu este egală cu entalpia de formare, deoarece în acest caz formarea unui mol de CaCO3 provine din substanțele complexe CaO (k) și CO2 (r).
Entalpia substanțelor de combustie - entalpia reacției de oxidare 1 mol de oxigen în exces la cele mai înalte oxizi stabile și H2 O (g).
De exemplu, efectul termic al reacției:
corespunde entalpiei de combustie ΔH 0 cumulus 1 mol de acetilenă.
Principala lege a termochimiei este legea lui Hess. care este un caz special al primei legi a termodinamicii.
Formularea legii spune: efectul termic al reacției chimice depinde numai de natura, starea inițială și finală a substanțelor și nu depinde de calea reacției.
Aceasta înseamnă că, dacă din aceste substanțe este posibil să se obțină anumite produse, efectuând reacția în moduri diferite (în moduri diferite), atunci indiferent de metoda aleasă, efectul termic al reacției va fi același.
Rezultă că efectul termic al reacției chimice este egal cu suma efectelor termice ale tuturor etapelor sale intermediare.
Cu legea Hess poate calcula căldura de reacție, care sunt inaccesibile măsurarea directă în calorimetrului (instrumentul pentru măsurarea efectelor termice). De exemplu, căldura de formare a CO de carbon și oxigen nu pot fi măsurate în mod direct, ca parte a carbonului este oxidat la CO2, .N 298hr 0 poate fi calculată conform legii Hess a următoarelor date experimentale:
Prin scăderea celei de-a doua ecuații, obținem:
Reacțiile chimice care decurg din eliberarea căldurii sunt numite exoterme și cu absorbția căldurii endoterme.
Pentru a determina entalpia reacțiilor, se utilizează prima și a doua consecință a legii lui Hess:
1 st efect: Entalpia reacției chimice este egală cu diferența dintre sumele entalpiile de formare a produșilor de reacție și a materiilor prime, înmulțite cu raporturile stoichiometrice.
Calculăm schimbarea entalpiei în timpul reacției la p = const:
kJ / mol 0 -174 33 -305,3 -286
[4 (-174) + 0] = -115 kJ
Se observă că H 298 xp este negativă (reacție exotermă), merge cu eliberarea căldurii și energia internă a sistemului scade (figura 1).
? H. Procesul endotermic
Coordonata reacției X
Fig.1. Diagrame energetice ale reacțiilor exoterme și endoterme
A doua consecință: entalpia reacției chimice este egală cu diferența dintre sumele entalpiilor de ardere a materiilor prime și a produselor de reacție înmulțite cu coeficienții lor stoechiometrici.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: